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人教版 (新课标)第二节 原子结构与元素的性质教学设计及反思
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这是一份人教版 (新课标)第二节 原子结构与元素的性质教学设计及反思，共35页。
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
元素周期表的发现与未来
从门捷列夫发现元素周期表以来，人们一直都在思考这样一个问题：“元素周期表的终点在哪里？”
自1940年美国科学家麦克米伦和西博格通过人工合成93号元素镎和94号元素钚以来，科学家就开始“制造”元素的工作。从元素周期表中可以看出，自95号元素镅起，都是人工合成的元素。
当100号元素镄之后的元素一个一个被合成出来后，科学家发现：随着原子序数的增加，它们的寿命一个比一个短。100号元素镄的寿命为82天，到了105号，最多能活34秒，107号更是短命，只活了2毫秒。人们不禁要问：“元素周期表快到尽头了吗？”
科学总是极其富有生命力的！109号元素活了5毫秒。尽管它生命短暂，但比107号元素活得长，好兆头，再往后的元素寿命可能会回升。
科学家在认真研究了各种原子核的稳定性规律和原子核的可能结构后，发现了一个有趣的结论：质子或中子数目为2、8、20、28、50、82、114、126或184(科学家把这些数称为“幻数”)的原子核比较稳定，质子数和中子数均为幻数的原子核更稳定。
根据这个“幻数”理论，科学家预言：114个质子和184个中子的超重原子核——114号元素将会是一种很稳定、寿命更长的元素。
1999年，俄美科学家小组宣布共同发现114号元素，其寿命长达30秒以上。而后科学家又相继宣布发现了118和116号元素。
科学的发展永无止境，人类对元素的认识还将继续下去。今天的成就不是元素周期表的终点！
一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的核外电子排布：
碱金属
原子序数
周期
基态原子的电子排布式
锂
3
2
1s22s1或[He]2s1
钠
11
3
__1s22s22p63s1____或__[Ne]3s1____
钾
19
4
__1s22s22p63s23p64s1____或__[Ar]4s1____
铷
37
5
__1s22s22p63s23p63d104s24p65s1____或__[Kr]5s1____
铯
55
6
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1____
或__[Xe]6s1____
2．稀有气体元素基态原子的核外电子排布：
稀有
气体
原子
序数
周期
基态原子的电排布式
氦
2
1
1s2
氖
10
2
__1s22s22p6____
氩
18
3
__1s22s22p63s23p6____
氪
36
4
__1s22s22p63s23p63d104s24p6____
氙
54
5
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6____
氡
86
6
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
3．周期系的形成：
(1)随着元素原子核电荷数的递增，每到出现__碱金属____，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现__稀有气体____；然后又开始由__碱金属____到__稀有气体____，循环往复形成了周期系。
(2)元素形成周期系的根本原因是__元素的原子核外电子排布____发生周期性的重复。
二、元素周期表
1．周期和族：
(1)周期：具有相同的__电子层数____的元素按照原子序数__递增____的顺序排列成一横行。
(2)族：周期表中，有__18____个纵列，除__8、9、10____三个纵列叫第Ⅷ族，其余15个纵列每一个纵列标作一个族。
2．分区：
(1)根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理__最后填入电子____的能级的符号。
(2)根据元素的金属性和非金属性。
1．思考辩析：
(1)原子价电子排布式为3d84s2的元素属于s区。 ( × )
(2)非金属元素都分布在p区。( × )
(3)外围电子数目决定元素所在的族。( √ )
(4)处于非金属三角区边缘的元素可称为半金属或准金属。 ( √ )
2．从原子结构看，元素周期表中同一横行的短周期元素，具有相同的( B )
A．核电荷数 B．能层数
C．最外层电子数 D．能级数
3．下列说法不正确的是( C )
A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期性的根本原因
B．周期序号越大，该周期所含金属元素越多
C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号
D．周期表共18个纵列，可分为7个主族7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族
解析：除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
4．(2018·河北定州期中)外围电子构型为3d104s1的元素的原子在周期表中应位于( D )
A．第五周期ⅠB族 B．第五周期ⅡB族
C．第四周期ⅦB族 D．第四周期ⅠB族
解析：该元素的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，根据电子排布式知，该原子含有4个能层，所以位于第四周期，其价电子排布式为3d104s1，属于第ⅠB族元素，所以该元素位于第四周期第ⅠB族，故选D。
5．下列说法中正确的是( C )
A．所有非金属元素都分布在p区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化
解析：非金属元素中氢在s区，其余非金属元素均分布在p区，A项错误；最外层电子数为2的元素可能在s区(如Mg)、p区(如He)或d区(如Ti、Fe)等，B项错误；同主族元素从上到下，金属性增强，非金属性减弱，属性质递变而不是周期性变化，D项错误。
6．最活泼的金属、最活泼的非金属、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)分别位于下面元素周期表中的( A )
A．s区、p区、ds区 B．s区、p区、d区
C．f区、p区、ds区 D．s区、f区、ds区
解析：如果考虑放射性元素，最活泼的金属是Fr，如果不考虑放射性元素，最活泼的金属是Cs、而Cs和Fr都属于第ⅠA族元素，位于s区；最活泼的非金属是F2，F位于p区；常温下呈液态的金属为Hg，Hg属于过渡元素，其价电子排布为5d106s2，可知Hg属于第六周期第ⅡB族元素，位于ds区。
知识点一 原子结构与元素周期表的关系
1．核外电子排布与周期的划分
根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
(1)每一能级组对应一个周期。
(2)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数
周期
外围电子排布
各周期增
加的能级
元素
种数
ⅠA族
0族
最外层最多
容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
8
7s、5f、6d
(未完)
26
(未完)
2．核外电子排布与族的划分
族的划分依据是原子的价层电子排布
(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2。ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。
提示：元素周期系的形成是由于元素原子的核外电子的排布发生了周期性的变化。元素周期系的周期并不是单调的，这是由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理。
典例1 已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中位于( D )
A．VB族 B．ⅡB族
C．Ⅷ族 D．ⅡA族
解析：解该题一定应注意看清是“＋2价”离子的电子排布式，根据核外电子排布规律，可知该元素的原子最外层只有2个电子，而且应该排布在第4电子层上，该元素在周期表中的位置应该是第4周期第ⅡA族。
〔变式训练1〕 具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是( B )
A．两种原子的电子层上全部都是s电子
B．3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上有一个未成对电子的原子
C．最外层电子排布式为2s22p6的原子和最外层电子排布式为2s22p6的离子
D．原子核外的M层上的s能级和p能级都填满了电子，而d轨道上尚未排有电子的两种原子
解析：电子层上全部都是s电子的原子核外电子排布式有1s1、1s2、1s22s1、1s22s2，显然不一定属于同一周期，故A错误。3p轨道上只有1个空轨道的原子为硅，3p轨道上只有1个未成对电子的原子为铝或氯，属于同一周期。最外层电子排布式为2s22p6的原子为Ne，最外层电子排布式为2s22p6的离子为O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋，不一定属于同一周期。M层上的s轨道和p轨道都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的原子有Ar(1s22s22p63s23p6)、K(1s22s22p63s23p64s1)、Ca(1s22s22p63s23p64s2)，不一定属于同一周期。
知识点二 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
提示：(1)元素周期表的ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列的锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理的电子排布应该为(n－1)d9ns2，而事实上却是(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级，而后再填充ns能级，因而得名ds区。
(2)族和分区的关系：
①主族：s区和p区。(ns＋np)的电子数＝族序数。
② 0族：p区。(ns＋np)的电子数＝8(或2)。
③副族：d区＋ds区＋f区。
A．d区中[(n－1)d＋ns]的电子数＝族序数(第Ⅷ族部分元素除外)；
B．当8≤[(n－1)d＋ns]的电子数≤10时，则为第Ⅷ族元素。
C．ds区中(n－1)d全充满，ns的电子数＝族序数。
典例2 下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是( C )
A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是ⅠA族元素
B．原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定是副族元素
C．基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区
D．基态原子的价电子排布为(n－1)dxnsy的元素的族序数一定为x＋y
解析：基态原子的N层上只有一个电子的元素，是ⅠA族元素，也可能为铬元素或者铜元素，A错误；原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素是第Ⅷ族元素，不是副族元素，B错误；基态原子的p能级上半充满的元素的基态原子价电子排布式为ns2np3，则一定属于p区元素，C正确；基态原子的价电子排布为(n－1)dxnsy的元素的族序数可能为x＋y(x＋y≤7)、可能为第Ⅷ族(10≥x＋y＞7)、还可能为y(x＝10)，D错误。
〔变式训练2〕 已知某些元素在周期表中的位置如图所示：
下列说法正确的是( D )
A．表中五种元素位于5个不同的区
B．元素4的基态原子的价电子排布式为3d104s2，与它具有相同最外层电子数的元素只可能处于ds区
C．元素1、2、3的基态原子中，未成对电子数之比为1︰3︰5
D．元素5的原子结构示意图为，其属于准金属
解析：元素2和元素5均位于p区，A项错误；元素4为锌，其基态原子的价电子排布式为3d104s2，最外层电子数为2的元素还包括s区的Be、Mg等，d区的Ti、Mn、Fe等，p区的He等，B项错误；元素1、2、3分别是H、O、Mn，它们的基态原子的价电子排布式分别为1s1、2s22p4、3d54s2，故其未成对电子数之比为1︰2︰5，C项错误；元素5位于第四周期ⅣA族，原子结构示意图正确，由于其周期序数等于主族序数，故为准金属，D项正确。
元素周期系的远景
元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。人们发现，原子序数大于83的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后的元素，全部是用人工方法合成的元素。目前已公认了112号元素的合成方法(1999年合成了114号元素)。那么，新的人工合成的元素究竟还有多少种？
物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第7周期(零族元素的原子序数应为118)，并进入第8周期，甚至第9周期‘在未来的第8、9周期中，原子中的电子依次填充新的电子亚层——5g亚层和6g亚层。依照已有的规律，可以推知g亚层最多能容纳18个电子。
由此可以预见，第8、9周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超锕系”的5g～6f和6f～7f内过渡系。
1．下列各组元素都属于p区的是( B )
A．原子序数为1、2、7的元素 B．O、S、P
C．Fe、Ar、Cl D．Na、Li、Mg
解析：A中的1号元素是氢元素，位于s区。C中的Fe位于d区，D中的所有元素都位于s区。
2．下列元素一定是主族元素的是( C )
A．原子核外N电子层上只有一个电子的元素
B．原子核外M层电子数为偶数的元素
C．原子核外M层电子数为小于或等于7的奇数的元素
D．原子核外N层电子数为2的元素
解析：A和D都是第四周期元素，其中过渡元素最外层既有1个电子的，也有2个电子的，均错误；而B选项，可以考虑第四周期的0族元素和ⅠB、ⅡB族元素，Kr的M层有18个电子，错误。
3．外围电子排布式为4f75d16s2的元素在周期表中位置应是( D )
A．第四周期第ⅦB族
B．第五周期第ⅢB族
C．第六周期第ⅦB族
D．第六周期第ⅢB族
解析：最大能层数为6，所以在第六周期。由5d16s2知在第ⅢB族。
4．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是( C )
A．电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2
B．该元素为V
C．该元素为ⅡA族元素
D．该元素位于d区
解析：该元素为同族元素中原子序数最小的，所以该元素为第二周期或第四周期元素。又因其价电子数≠最外层电子数，可推出该元素并不是第二周期元素，应为第四周期元素，价电子排布式为3d34s2，故为23号元素V，位于d区。
5．(2018·江西玉山测试)长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1－18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是( C )
A．第9列元素中有非金属元素
B．只有第二列的元素原子最外层电子排布为ns2
C．第四周期第8列元素是铁元素
D．第15列元素原子的最外层电子排布为ns2np5
解析：A、第9列属于第Ⅷ族，都是金属元素，没有非金属元素，A错误；B、第2列是第ⅡA族，最外层电子排布为ns2，He处于零族，He原子的核外电子排布为1s2，一些过渡元素的最外层电子排布为ns2，B错误；C、第四周期第8列元素是第Ⅷ族的第一种元素，原子序数为26，是铁元素，C正确；D、第15列为第ⅤA族，属于p区，最外层电子数为5，最外层电子排布为ns2np3，D错误；答案选C。
6．(1)在下面元素周期表中全部是金属元素的区域为( B )
A．A B．B
C．C D．D
(2)有人认为形成化合物最多的元素不是ⅣA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元素是__H____。
(3)现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。
①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置。
如下表
②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是__Mg____(填元素符号)，可以验证该结论的实验是__bc____。
a．将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中
B．将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应
C．将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
D．比较这两种元素的气态氢化物的稳定性
解析：(1)根据元素周期表中金属元素、非金属元素的分布情况，元素周期表中的A区为金属和非金属(H)共存区，B区为过渡元素全部是金属元素，C区为金属元素和非金属元素共存区，D区为零族元素，所以选B；(2)碳氢均为可以形成无机物和有机物的元素，C、H是形成有机化合物的主要元素，而无机物中碳形成的化合物不如氢形成的化合物多，所以应为H元素；(3)根据第②问中的信息结合元素化合物的知识可知甲为Al，乙为Mg，同周期元素金属性逐渐减弱，说明Mg的金属性较强，验证该结论的实验依据是金属性强弱判断规律，金属单质与水或酸反应放出氢气的难易程度可知正确选项应为b、c。
本题考查了周期表中的元素分布，如全部是金属区的，应注意H元素在周期表中位置的特殊性。常温下能在浓硫酸中形成致密氧化膜的有铁和铝，但是常温下铁不能在空气中形成致密的氧化膜，而发生腐蚀生成铁锈。由于铝在表面能形成致密的氧化膜，从而阻止了反应的进一步发生，所以铝虽然是活泼金属，但是耐腐蚀。
基 础 巩 固
一、选择题
1．已知元素的原子序数，可以推断元素原子( B )
①质子数 ②中子数 ③质量数 ④核电荷数 ⑤核外电子数
A．①②③ B．①④⑤
C．②③④ D．③④⑤
解析：在原子中，原子序数＝核电荷数＝核外电子数。
2．闪烁着银白色光泽的金属钛(22Ti)因具有密度小、强度大、无磁性等优良的机械性能，被广泛地应用于军事、医学等领域，号称“崛起的第三金属”。已知钛有48Ti、49Ti、50Ti等同位素，下列关于金属钛的叙述中不正确的是( C )
A．上述钛原子中，中子数不可能为22
B．钛元素在周期表中处于第四周期
C．钛的不同同位素在周期表中处于不同的位置
D．钛元素是d区的过渡元素
解析：钛是第四周期的ⅣB族元素，其质子数为22、同位素指的是具有相同的核电荷数而中子数不同的同一类原子的总称，它们在周期表中位于同一位置。
3．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是( B )
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
解析：处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数(O、F除外)，B正确；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，C错误；周期表中第三纵行到第十纵行的元素(包括7个副族和1个Ⅷ族)称为过渡元素，D错误。
4．下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中M为37的是( C )
解析：根据稀有气体元素的原子序数来确定37号元素在元素周期表中的位置。36号元素为第四周期的Kr，故37号元素为第五周期ⅠA族的Rb，它的上一周期同主族元素为19K，故C项正确。
5．下列说法中正确的是( C )
A．原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数
B．s区均为金属元素
C．除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同
解析：A项。钠原子核外有3个电子层是第3周期元素。但是钠离子的核外有2个电子层，与题目叙述不符，错误；B项，s区除氢外。全是金属元素，错误；C项，稀有气体原子中只有氦原子最外层是2个电子，其他元素都是8电子稳定结构，正确；D项，同一元素可以有多种同位素，它们的质量数不同，化学性质相同，但物理性质不一定相同，错误。
6．长式周期表共有18个纵列，从左到右排为1～18列，即碱金属为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是( C )
A．第14列元素中未成对电子数是同周期元素中最多的
B．只有第2列的元素原子最外层电子排布为ns2
C．第四周期第8列元素是铁元素
D．第15列元素原子的价电子排布为ns2np5
解析：A中，第14列是碳族元素，价电子排布为ns2np2，未成对电子数为2，不如第15列(氮族元素)未成对电子数多。B中，周期表中第12列(即第ⅡB族)最外层电子排布也为ns2。D中，第15列元素原子价电子排布为ns2np3。
7．已知某元素原子的价电子排布式为(n－1)dansb，则下列说法正确的( A )
A．该元素是金属元素
B．该元素位于周期表中d区
C．该元素的族序数为a＋b
D．该元素位于周期表中第四周期
解析：由题意可知，该元素应为过渡金属元素，可能位于周期表的d区或ds区，其族序数不一定是a＋b(如Cu)，可能位于周期表中的第四、五或六周期。
8．某元素M的单质1.8 g在过量的O2中充分燃烧，得到M2O33.4 g，已知M原子核外电子数比核内中子数少1。该元素在周期表中的位置( D )
A．第2周期ⅢA族 B．第2周期ⅥA族
C．第3周期ⅤA族 D．第3周期ⅢA族
解析：设金属M的相对原子质量是x，
根据化学方程式：4M＋3O22M2O3
4x 2(2x＋48)
1.8 g 3.4 g
＝，解得x＝27，所以M是金属Al，在周期表中的位置是第3周期ⅢA族，故选D。
9．肯定属于同族元素且性质相似的是( D )
A．原子电子排布式，A为1s22s2，B为1s2
B．结构示意图：A为，B为
C．A原子基态时2p能级上有1个未成对电子，B原子基态时3p能级上也有1个未成对电子
D．A原子基态时2p能级上有一对成对电子，B原子基态时3p能级上也有一对成对电子
解析：A项中，A为ⅡA族元素Be，B为0族元素He，显然，二者不属于同族元素，性质也不相似；B项中，A为0族元素Ne，B为碱金属离子Na＋，不符合题意；C项中，由于p能级有三个空轨道，若有一个未成对电子，意味着p能级有两种电子排布情况：即np5或np1，所以A、B两元素不一定属于同一族元素；D项中，对于p能级上有一对成对电子，根据泡利原理和洪特规则，该能级只能有一种电子排布式，即np4，所以A、B两元素肯定属于同族元素。
二、非选择题
10．具有下列价电子排布的元素位于周期表中哪个区，是金属元素还是非金属元素？
(1)ns2(n≠1)__s区，金属元素____；
(2)ns2np4__p区，非金属元素(钋为金属元素)____；
(3)(n－1)d5ns2__d区，金属元素____；
(4)(n－1)d8ns2__d区，金属元素____。
解析：根据元素核外电子排布与元素分区的关系确定；ns2(n≠1)为第ⅡA族元素，位于s区，金属元素；ns2np4为第ⅥA族元素，位于p区，非金属元素(钋为金属元素)；(n－1)d5ns2为第ⅦB族元素，位于d区，金属元素；(n－1)d8ns2为第Ⅷ族元素，位于d区，金属元素。
11．假定元素周期表是有限的，根据已知的元素周期表的某些事实和理论可归纳出一些假说。
(1)已知元素周期表中的各周期可排元素种类如下：
周期
一
二
三
四
五
六
七
元素种类
2
8
8
18
18
32
32
人们预测元素周期表第八周期将来也会排满，那么该周期排满后的元素种数是__C____。
A．18 B．32
C．50 D．无法判断
(2)根据每个周期最后一种金属元素出现的族序数，预测周期表中原子序数最大的金属元素将在第__八____周期第__ⅧA____族(注：把0族看做ⅧA族，下同)。周期表中元素在填满第__八____周期后将结束。
(3)根据周期表中每个周期非金属元素的种数(把稀有气体元素看做非金属元素)，预测周期表中应该有__23____种非金属元素，还有__1____种未发现。未发现的非金属元素处于第__七____周期第__ⅧA____族。
解析：(1)方法1：观察不难发现，从2到7周期，相邻的两周期种数相同，且不同的两个数之差依次为6,10,14，是等差数列，即第8周期元素种数为32＋18＝50；方法2：用公式：如周期序数为奇数，容纳的元素种数为(n＋1)2/2，如周期序数为偶数，容纳的元素种数为(n＋2)2/2。
(2)观察周期表可知：第六周期倒数第三种元素为金属元素，第七周期倒数第二种元素为金属元素，第八周期倒数第一种元素即为原子序数最大的金属元素，该元素处于ⅧA族。
(3)据周期表可知非金属元素的种数：第一、二、三、四、五、六周期非金属元素种数分别为：2、6、5、4、3、2种，则可类推第七、八周期非金属元素种数分别为：1种、0种。共计23种，第七周期未填满，有一种非金属元素未发现，将处在ⅧA族。
能 力 提 升
一、选择题
1．某化学学习小组在学习元素周期表和周期的划分时提出了以下观点：
①周期表的形成是由原子的结构决定的；
②元素周期表中IA族元素统称为碱金属元素；
③每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束；
④元素周期表的每一周期元素的种类均相等；
⑤基态原子电子排布为ls22s22p3和ls22s22p63s23p3的两元素原子位于同一周期；
⑥周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多。
你认为正确的是( B )
A．①②③⑤⑥ B．①⑥
C．①④⑥ D．②③⑤
解析：①周期表中电子层数等于周期数，最外层的电子数等于族序数，所以周期表的形成是由原子的结构决定的，故正确；
②元素周期表中IA族元素除氢外称为碱金属元素，故错误；
③除第一周期以外的每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束，故错误；
④元素周期表从第一周期到第七周期元素种类为2、8、8、18、18、32、26，所以各周期元素种类不相等，故错误；
⑤基态原子电子排布为ls22s22p3是第二周期，ls22s22p63s23p3是第三周期，所以不在同一周期，故错误；
⑥由元素周期表可知周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多，故正确；
故选B。
2．下列说法中正确的是( D )
A．价电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素
B．次外层全充满而最外层有不成对电子的元素一定是主族元素
C．所有非金属元素都在p区
D．元素周期表的5个区中都有金属元素
解析：在第4周期ⅢB～ⅦB的Sc、Ti、V、Cr、Mn等过渡元素，其价电子数为3、4、5、6、7，最高正化合价为＋3、＋4、＋5、＋6、＋7价，Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，所以A、B两项不正确；氢元素在s区，C项错；s、p、d、ds、f区均包含金属元素，D项正确。
3．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布为nsn－1npn＋1，则下列说法不正确的是( A )
X
Y
Z
A．Y元素原子的外围电子排布为4s24p4
B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族
C．X元素所在周期中所含非金属元素最多
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
解析：因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，故A项错误，B项正确；Y为S，X为F，第二周期所含非金属元素最多，故C项正确；Z为As，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。
4．下列四种元素中，其单质氧化性最强的是( D )
A．原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B．位于元素周期表中第三周期第ⅢA族的元素
C．原子最外层电子排布式为2s22p6的元素
D．原子最外层电子排布式为2s22p5的元素
解析：A项，含未成对电子最多的第二周期元素为N，B项为Al，C项为Ne，D项为F，故F2的氧化性最强。
5．短周期元素X、Y、Z的原子序数依次递增，其原子的最外层电子数之和为13。X与Y、Z位于相邻周期，Z原子最外层电子数是X原子内层电子数的3倍或者是Y原子最外层电子数的3倍。下列说法正确的是( B )
A．X的氢化物溶于水显酸性
B．Y原子的电子排布式为1s22s22p63s2
C．Z元素在周期表中的位置为第三周期第Ⅵ族
D．X和Z的最高价氧化物对应水化物都是弱酸
解析：Z原子最外层电子数是X原子内层电子数的3倍，则X原子内层应为2个电子，Z原子最外层电子数为6，根据题意，Z应在第三周期，所以Z为S。Z原子最外层电子数为Y原子最外层电子数的3倍，且Y、Z同周期，Y为Mg。根据题意，X为N。
二、非选择题
6．金、银、铜、铁、铝和钛均是人类大量生产和使用的金属。试回答与上述金属原子结构有关的问题：
(1)上述金属中属于主族元素的有__铝____。
(2)钛被称为继铁、铝之后的第三金属。基态钛原子外围电子的电子排布图为______。
(3)基态金原子的外围电子排布式为5d106s1，试判断金在元素周期表中位于第__六____周期第__ⅠB____族。
(4)已知Ag与Cu位于同一族，则Ag在元素周期表中位于__ds____区(填“s”、“p”、“d”、“f”或“ds”)。
解析：(1)铝属于主族元素，其余属于过渡元素。
(2)钛位于第四周期第ⅣB族，价电子排布为3d24s2。
(3)金元素的外围电子排布为5d106s1，应位于第六周期第ⅠB族。
(4)Ag位于第五周期第ⅠB族，价电子排布为4d105s1，属于ds区。
7．A、B、C三种短周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素原子的核外p电子数比s电子数少1；B元素原子核外有4种能级，且全部充满电子；C元素的主族序数与周期数的差为4。
(1)A的基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有__3____个方向，原子轨道呈__哑铃____形。
(2)某同学推断B基态原子的核外电子排布为
该同学所画的电子排布图违背了__泡利原理____。
(3)C位于__ⅦA____族__p____区，价电子排布式为__3s23p5____。
解析：根据题意可知A为N，B为Mg，C为Cl。
8．已知元素周期表中共有18纵行，下图中实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为下列几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自构造原理最后填入的电子的能级符号。
(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影和表示d区和ds区。
如下图
(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在__ds____区。
(3)在元素周期表中4s轨道半充满的元素为__K、Cr、Cu____(填元素符号)
(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因__Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe2＋和Fe3＋的价电子排布式分别为3d6、3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定____。
解析：解答本题应注意以下两点：
①元素周期表的分区及其外围电子排布特点。
②原子轨道在全空、半充满和全充满时能量最低，最稳定。依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe3＋比Fe2＋稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释(Fe3＋的价电子排布式为3d5，为半充满状态，比Fe2＋的价电子排布式3d6稳定)。
第2课时 元素周期律
自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？
一、原子半径
1．影响因素：
2．递变规律：
二、电离能
1．第一电离能的概念：__气态电中性____基态原子失去__一个____电子转化为气态基态正离子所需要的__最低能量____叫做第一电离能。
2．第一电离能的变化规律：
(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈__逐渐增大____的趋势。
(2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能__逐渐减小____。
三、电负性和“对角线规则”
1．电负性：
(1)定义：用来描述不同元素的原子对__键合电子____吸引力的大小。电负性越大的原子，对__键合电子____的吸引力__越大____。
(2)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
(3)递变规律。
①同周期，自左向右，元素的电负性逐渐__变大____。
②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐__变小____。
(4)应用：判断金属性和非金属性的强弱。
①金属的电负性一般小于1.8。
②非金属的电负性一般大于1.8。
③电负性在1.8左右的，既表现__金属性____，又表现__非金属性____。
2．对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其__右下方____的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
例如：
X和Y就是对角线关系。
1．思考辨析：
(1)电子的能层数多的元素的原子半径一定比电子的能层数少的元素的原子半径大。 ( × )
(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。( × )
(3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。( √ )
(4)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势故第一电离能C
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故第三周期ⅦA族元素原子半径不一定比上一周期I A族元素原子半径大，如r(Li)>r(Cl)，故A项错误；对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，故B项错误；质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径，故C项正确；原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化的，故D项错误。
3．具有下列电子排布的基态原子中，第二电离能最大的是( C )
A．1s22s22p5 B．1s22s22p63s23p1
C．1s22s22p63s1 D．1s22s22p63s2
解析：失去一个电子后C项的电子排布变为1s22s22p6，属于稀有气体的稳定结构，故其第二电离能最大。
4．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( A )
A．K、Na、Li B．Al、Mg、Na
C．O、N、C D．Cl、S、P
解析：B项第一电离能：Mg>Al>Na，C项第一电离能：N>O>C，D项第一电离能：P>Cl>S。
5．(2018·高考训练)如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( B )
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
6．下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是( A )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
解析：根据题意可知：A项为O，B项为P，C项为Si，D项为Ca。同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，A项电负性最大。
知识点一 微粒半径大小的比较规律
1．原子半径的大小比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)>r(12Mg)。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)
原子半径：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。
2．离子半径的大小比较
(1)对同一种元素来说，原子半径>阳离子的半径，如r(Na)>r(Na＋)；原子半径<阴离子的半径，如r(Cl)
(3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)、r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。但须注意，稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。
提示：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
典例1 已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( C )
A．原子半径A>B>D>C
B．原子序数d>c>b>a
C．离子半径C3－>D－>B＋>A2＋
D．单质的还原性A>B>D>C
解析：四种元素在元素周期表中的相对位置为：
即某周期活泼非金属与下一周期活泼的金属形成的简单阴、阳离子具有相同的电子层排布，由此可知，原子半径B＞A＞C＞D，原子序数a＞b＞d＞c，离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。单质还原性B＞A(金属)，非金属还原性一般较弱(F2无还原性)，且只能D＜C。
〔变式训练1〕 判断下列微粒半径大小。
(1)Mg__<____Ba (2)Ca__<____K
(3)Cl__>____F (4)S2－__>____S
(5)Na＋__<____Na
(6)Na＋__>____Al3＋
(7)Fe2＋__>____Fe3＋
解析：判断微粒半径的大小，要结合原子的电子层数、核电荷数和核外电子数进行综合分析，结合判断微粒半径大小的方法进行分析。
知识点二 电离能及其应用
1．电离能的有关规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从
左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。表示元素原子越容易失去电子。
③过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左至右略有增加。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
如：钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)见下表：
元素
电离能
Na
Mg
Al
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1 817
I3
6 912
7 733
2 745
I4
9 543
10 540
11 575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致
金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。
提示：通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
2．电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
如Li：I1≪I2
I1越大，元素的非金属性就越强；
I1越小，元素的金属性就越强。
3．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族He、Ne等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
典例2 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__随着原子序数增大，E值变小____。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__周期性____变化规律。
(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是__①③____(填写编号)。
①E(砷)>E(硒)②E(砷)
解析：从图中E值数据可以看出：第ⅡA族(Be、Mg、Ca)和第ⅤA族(N、P、As)的第一电离能较同一周期的ⅢA族(B、Al、Ga)和ⅥA族(O、S、Se)的第一电离能要大。这是由于ⅡA族和ⅤA族元素的最外层电子排布分别为全充满(ns2)和半充满(ns2np3)状态，比ⅢA族(ns2np1)，ⅥA族(ns2np4)状态更稳定。
本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小；从1H→2He,3Li→10Ne，11Na→18Ar同周期元素看，呈现明显的周期性变化。(2)从二、三周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)据同主族、同周期E值变化规律可知，E(K)
〔变式训练2〕 已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是 kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是( D )
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4 600
6 900
9 500
Y
580
1 800
2 700
11 600
A．元素X的常见化合价是＋1价
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
解析：X的第一电离能(I1)显著小于I2、I3等，可知X最外层只有一个电子，故常见化合价为＋1价，且与Cl元素形成化合物XCl，A、C项正确；Y元素的I1、I2、I3相差不大，与I4悬殊明显，故Y最外层有3个电子为ⅢA族元素，当n＝3时，Y为Al，与冷水不反应，故B正确，而D错误。
知识点三 电负性的递变规律和应用
1．电负性的递变规律：元素的电负性呈现周期性变化。
(1)同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐增大。
(2)同主族，自上而下，元素原子的电负性逐渐变小。
2．电负性的应用：
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
③电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性数值较大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
(2)判断化学键的类型：一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。
(3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)。被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
典例3 有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.1,3.5,1.5,2.5,0.8，请回答下列问题：
(1)A是__H____，B是__O____，C是__Al____，D是__S____，E是__K____(用化学符号填空，下同)。
(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是__K____，非金属性最强的是__O____。
(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显__负____价，其他元素显__正____价。
(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是__Al2O3、K2O____，有共价键的是__H2O、SO2、SO3____。
解析：A、E均为第ⅠA族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同主族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4，为第ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C的价电子排布式为3s23p1，为Al。五种元素中，K的电负性最小，其金属性最强，O的电负性最大，其非金属性最强。当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。一般情况下，当形成化合物时，电负性差值小于1.7的为共价键，电负性差值大于1.7的为离子键。
〔变式训练3〕 已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是__元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)____。
(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是__F____，电负性最小的元素是__Na____，由这两种元素构成的化合物属于__离子____(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合物的形成过程：______。
解析：(1)根据表中的数据，结合题干信息知电负性是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数递增而呈规律性变化的。这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。
〔名师培优——规律总结〕
“对角线”规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如下表所示。
它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。
“对角线”关系的具体表现列举如下：
(1)锂和镁
锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如：
①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。
②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。
③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。
⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
(2)铍和铝
铍和铝的相似性表现如下：
①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。
②两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。
〔即时训练〕
1．在周期表中，同一主族元素化学性质相似：目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成__Li2O____外，也生成微量的__Li3N____。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是__Be(OH)2____，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为__Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O____、__Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O____。
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为__Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑____。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是__将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物____。
解析：(1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。
(2)铍为第二周期、第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性，可写出离子方程式：Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3＋3CH4↑，当遇适量强碱溶液时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。
(4)根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
元素金属性、非金属性强弱的判断依据
1．金属性强弱的判断依据
(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序：从K→Ca→…→(H)→Cu→…→Au，金属性逐渐减弱。
需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性顺序中Sn>Pb。
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(6)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。
(7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。
2．非金属性强弱的判断依据
(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。
(5)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I1(P)>I1(S)，但非金属性P
1．下列半径大小关系错误的是( D )
A．Li
2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( A )
A．同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
解析：利用“同周期从左到右，元素电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素电负性逐渐减小”的规律来判断。
3．下列叙述中正确的是( C )
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．室温时，0族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
解析：A项，在同周期元素中ⅦA族元素的原子半径最小，错误；B项，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子，错误；D项，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小，错误。
4．下列有关电负性的说法中正确的是( D )
A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
解析：主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：O＞N，但第一电离能：N＞O，A项错误；一般来说，在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大，B项错误；C项没有考虑过渡元素的情况。
5．不能说明X的电负性比Y的大的是( C )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：本题考查元素单质及化合物的性质与元素电负性的关系。X的电负性比Y的大，即X的非金属性强于Y的非金属性，A、B、D均能说明X的非金属性强于Y的，而C不能，如O原子最外层有6个电子，电负性为3.5，Cl原子最外层有7个电子，电负性为3.0，非金属性O>Cl。故选C。
6．已知X、Y、Z为同一短周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：
X
Y
Z
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1817
I3
6912
7733
2745
I4
9543
10540
11575
(1)三种元素的化合价依次为__＋1____、__＋2____、__＋3____。
(2)三种元素电负性大小关系为__Z>Y>X____。
(3)Y的第一电离能大于Z的第一电离能的原因是__Y和Z元素原子最外层电子排布分别为ns2和ns2np1，前者ns和np为较稳定的全充满和全空状态，所以Y原子能量低而稳定，失去电子所需能量较高即第一电离能较大____。
解析：X、Y、Z三种元素的电离能分别在I1与I2、I2与I3、I3与I4之间发生突变，由此可判断它们的最外层分别有1、2、3个电子。
基 础 巩 固
一、选择题
1．下列说法中正确的是( C )
A．元素周期律的本质是随着核电荷数的递增元素化合价呈周期性的变化
B．核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的结果
C．依据元素周期表可划分为s区、p区、d区、ds区、f区
D．最外层电子数≤2的元素一定是金属元素
解析：元素周期律的本质是随着元素原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化，A错误；元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化，B错误；根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区，C正确；最外层电子数≤2的元素不一定都为金属元素，氢原子最外层电子数为1，氦原子最外层电子数为2，它们都是非金属元素，D错误。
2．同周期有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是( B )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
解析：具有B选项中电子构型的基态原子失去一个电子后，达到半充满状态，故其第一电离能最小。
3．下列关系中正确的是( A )
A．电负性O>S>As，原子半径r(O)r(S)>r(As)
D．电负性O>S>As，原子半径r(O)>r(S)>r(As)
解析：O、S、As非金属性逐渐减弱，故电负性O>S>As；由于其所在周期不同，故原子半径r(O)
解析：同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错。
5．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2; ②1s22s22p63s23p3; ③1s22s22p3; ④1s22s22p4。则下列有关比较中正确的是( A )
A．电负性：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．第一电离能：④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞③＞②＞①
解析：由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p2为Si元素； ②1s22s22p63s23p3为P元素； ③1s22s22p3为N元素； ④1s22s22p4为O元素。
A．同周期自左而右电负性增大，所以电负性Si＜P＜S，N＜O，同主族从上到下电负性减弱，所以电负性N＞P，O＞S，故电负性Si＜P＜N＜O，即④＞③＞②＞①，故A正确；
B．同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径Si＞P，N＞O，故B错误；
C．同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N、P元素原子np能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Si＜P，N＞O，故C错误；
D．最高正化合价等于最外层电子数，但O元素没有最高正化合价，所以最高正化合价③＝②＞①，故D错误。
6．(2018·高考训练)下列说法中正确的是( A )
A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有的元素中，F的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：金属性越强，第一电离能越小，同周期自左向右，金属性逐渐降低，所以选项A正确。由于镁元素的3s轨道电子是全充满状态，稳定性强，所以铝的第一电离能比镁的第一电离能小，B不正确。C不正确，应该是稀有气体的。同样根据元素周期律可知钾的第一电离能比镁的第一电离能小，答案选A。
7．元素X的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/(kJ·mol－1)
578
1 817
2 745
11 578
14 831
18 378
则元素X的常见价态是( C )
A．＋1 B．＋2
C．＋3 D．＋6
解析：对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
8．下列四种粒子中，半径按由大到小的排列顺序是( A )
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的电子排布图：
④W基态原子有2个能层，电子式：
A．③>①>②>④ B．③>②>①>④
C．①>③>④>② D．①>④>③>②
解析：由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)。
9．锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是( B )
A．Li2SO4难溶于水
B．Li与N2反应产物是Li3N
C．LiOH易溶于水
D．LiOH与Li2CO3受热都很难分解
解析：元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则根据MgSO4、Mg、Mg(OH)2、MgCO3的性质可推断Li2SO4、Li、LiOH、Li2CO3的性质。
二、非选择题
10．X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是__C、E、F____。
A．将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊
B．加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解
C．第一电离能：X>Y
D．电负性：X>Y
E．单质的熔点：X
G．X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
解析：单质间的置换反应(A项)、气态氢化物的稳定性(B项)、元素的电负性(D项)、非金属互化物中元素的化合价(G项)以及单质与H2化合的难易、最高价氧化物对应水化物的酸性等都能用来说明和比较元素非金属性的强弱。但单质的可燃性、熔点、元素的第一电离能以及气态氢化物水溶液的酸性等不能说明和比较元素的非金属性强弱。比如，I1(Cl)>I1(P)>I1(S)，非金属性：Cl>S>P；水溶液酸性：HCl>HF、HCl>H2S；非金属性：ClS。
11．在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是__Na____，第一电离能最大的元素是__Ar____。
(2)在元素周期表中，原子半径最小的元素是__H____，电负性最大的元素是__F____。
(3)最活泼的气态非金属原子是__F____。
(4)第二、三周期原子中p轨道半充满的元素是：
__N、P____。
(5)第二周期中，其最高价氧化物对应水化物是强酸的元素是__N____，在第三周期中，其最高价氧化物对应水化物是强碱的元素是__Na____。
解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除ⅢA族、ⅥA族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素第一电离能最小，稀有气体元素第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，第二周期中，元素最高价氧化物对应水化物是强酸的只有HNO3，在第三周期中，元素最高价氧化物对应水化物是强碱的只有NaOH。
能 力 提 升
一、选择题
1．根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是( A )
A．硼和硅 B．铝和铁
C．碳和铝 D．铜和金
解析：A．硼和硅位于对角线位置，性质相似，故A正确；
B．铝为主族元素，铁为过渡金属，不位于对角线位置，故B错误；
C．碳和铝不是对角线位置，物质的性质不相似，故C错误；
D．铜和金都为ⅠB族元素，不处于对角线，故D错误。
故选A。
2．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( D )
A．X的原子半径比Y的小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X＞Y
D．第一电离能X＜Y
解析：Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，核电荷数之差为m＋n，则质子数X＞Y，X位于Y的下一周期，故原子半径X＞Y。X比Y更易失电子，第一电离能X＜Y，电负性X＜Y。
3．下列各组元素性质的递变情况错误的是( D )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
C．N、O、F电负性依次增大
D．Na、K、Pb第一电离能逐渐增大
解析：同周期元素的电负性从左至右逐渐增大，故C项正确；同主族元素的第一电离能从上至下逐渐减小，故D项错误。
4．如图为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是( D )
A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．p能级未成对电子最多的是Z元素
D．X元素是电负性最大的元素
解析：图为元素周期表前四周期的一部分，由位置可知，X为F，W为P，Y为S，Z为Br，R为Ar，
A．W的3p电子半满为稳定结构，则W元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能，故A错误；
B．Y的阴离子有3个电子层，而Z的阴离子有4个电子层，则Y的阴离子电子层结构与R原子的相同，故B错误；
C．p能级未成对电子最多为3个，只有W符合，故C错误；
D．上述元素中F的非金属性最强，则X元素是电负性最大，故D正确；故选D。
5．(2018·江西玉山测试)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：① 1s22s22p63s23p4; ②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3; ④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是( A )
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．电负性：④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
解析：由四种元素基态原子电子排布式可知①1s22s22p63s23p4是S元素，②1s22s22p63s23p3是P元素，③1s22s22p3是N元素，④1s22s22p5是F元素，A．同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N原子2p、P元素原子3p能级均容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能SP，因此第一电离能S③>②>①，A正确；B．同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径P>S，N>F，电子层越多原子半径越大，故原子半径P>S>N>F，即②>①>③>④，B错误；C．同周期自左右电负性增大，电负性P＜S，N＜F，N元素非金属性比S元素强，所以电负性S＜N，故电负性P＜S＜N＜F，即④＞③＞①＞②，C错误；D．最高正化合价等于最外层电子数，但F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③＞④，D错误；答案选A。
6．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法正确的是( D )
A．X与Y形成化合物时，X显正价，Y显负价
B．第一电离能Y一定小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
解析：电负性X>Y，说明X吸引电子的能力大于Y，则X与Y形成化合物时X显负价，Y显正价，所以A错误；而电离能的大小在同一周期的变化中有反常现象，如：硫元素和磷元素，硫元素的电负性大于磷元素，而硫元素的第一电离能小于磷元素，所以B错误；电负性越大，非金属性越强，生成的最高价含氧酸的酸性越强，气态氢化物越稳定，所以C错误，D正确。
7．(2018·高考训练)以下有关元素性质的说法不正确的是( D )
A．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2②1s22s22p3③1s22s22p2④1s22s22p63s23p4原子半径最大的是①
B．具有下列价电子排布式的原子中，①3s23p1②3s23p2③3s23p3④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb ②O、S、Se ③Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是③
D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
解析：A、四种元素分别是Si、N、C、S，电子层数多核电荷数少的元素的原子的半径最大，所以Si的原子半径最大，正确；B、四种同周期原子的价电子排布式中，③的p能级是3个电子，为半充满的稳定状态，所以③第一电离能最大，正确；C、三组元素中，前两组是同主族元素，从上到下元素的电负性随原子序数逐渐减弱，只有第③组为同周期元素，随原子序数增大，电负性增强，正确；D、根据该元素的逐级的电离能可知，该元素的第二电离能与第三电离能的差距较大，所以该元素的最外层有2个电子，与氯气反应时，失去2个电子，表现为＋2价，所以生成的阳离子是X2＋，错误，答案选D。
二、非选择题
8．现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。
(1)A元素的第一电离能__>____(填“<”“>”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为__N
(3)C元素的电子排布图为______；
E3＋的离子符号为__Fe3＋____。
(4)F元素位于元素周期表的__ds____区，其基态原子的电子排布式为__1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1____。
(5)G元素可能的性质__A____。
A．其单质可作为半导体材料
B．其电负性大于磷
C．其原子半径大于锗
D．其第一电离能小于硒
(6)活泼性：D__>____Al(填“>”或“<”，下同)，I1(Mg) __>____I1(Al)，其原因是__镁原子的3p轨道处于全空，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电子，不稳定____。
解析：A元素的价电子构型为nsnnPn＋1，则A是N；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F，那么B是O；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，则D是Mg；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As。(1)由于N的最外层电子处于半充满的稳定状态，失去电子比O难，所以元素的第一电离能A>B；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的电负性越大。所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为N
9．下表是元素周期表前四周期的一部分，X、Y、Z、R、Q、W、J是7种元素的代号。回答下列问题时，涉及元素书写的请用相应的元素符号。
(1)J基态原子的核外电子排布式为__1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5____。基态Q2＋中未成对电子数为__4____；R和Y的简单离子与Na＋半径大小顺序为__S2－>O2－>Na＋____。
(2)X、Y、Z三种元素电负性由大到小的排序是__F>O>N____；X与Y的第一电离能：X__>____(填“>”“<”或“＝”)Y，其理由是__N原子的2p轨道电子数为半充满状态，较稳定____。
(3)检验某溶液中是否含有Q3＋的方法是__取少量未知溶液，加入KSCN溶液，若显红色，则含Fe3＋(其他合理答案均可)____。
(4)已知WX3是一种引爆剂，受撞击时分解为两种单质，则其化学方程式为__2CuN32Cu＋3N2↑____。
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
元素周期表的发现与未来
从门捷列夫发现元素周期表以来，人们一直都在思考这样一个问题：“元素周期表的终点在哪里？”
自1940年美国科学家麦克米伦和西博格通过人工合成93号元素镎和94号元素钚以来，科学家就开始“制造”元素的工作。从元素周期表中可以看出，自95号元素镅起，都是人工合成的元素。
当100号元素镄之后的元素一个一个被合成出来后，科学家发现：随着原子序数的增加，它们的寿命一个比一个短。100号元素镄的寿命为82天，到了105号，最多能活34秒，107号更是短命，只活了2毫秒。人们不禁要问：“元素周期表快到尽头了吗？”
科学总是极其富有生命力的！109号元素活了5毫秒。尽管它生命短暂，但比107号元素活得长，好兆头，再往后的元素寿命可能会回升。
科学家在认真研究了各种原子核的稳定性规律和原子核的可能结构后，发现了一个有趣的结论：质子或中子数目为2、8、20、28、50、82、114、126或184(科学家把这些数称为“幻数”)的原子核比较稳定，质子数和中子数均为幻数的原子核更稳定。
根据这个“幻数”理论，科学家预言：114个质子和184个中子的超重原子核——114号元素将会是一种很稳定、寿命更长的元素。
1999年，俄美科学家小组宣布共同发现114号元素，其寿命长达30秒以上。而后科学家又相继宣布发现了118和116号元素。
科学的发展永无止境，人类对元素的认识还将继续下去。今天的成就不是元素周期表的终点！
一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的核外电子排布：
碱金属
原子序数
周期
基态原子的电子排布式
锂
3
2
1s22s1或[He]2s1
钠
11
3
__1s22s22p63s1____或__[Ne]3s1____
钾
19
4
__1s22s22p63s23p64s1____或__[Ar]4s1____
铷
37
5
__1s22s22p63s23p63d104s24p65s1____或__[Kr]5s1____
铯
55
6
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1____
或__[Xe]6s1____
2．稀有气体元素基态原子的核外电子排布：
稀有
气体
原子
序数
周期
基态原子的电排布式
氦
2
1
1s2
氖
10
2
__1s22s22p6____
氩
18
3
__1s22s22p63s23p6____
氪
36
4
__1s22s22p63s23p63d104s24p6____
氙
54
5
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6____
氡
86
6
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
3．周期系的形成：
(1)随着元素原子核电荷数的递增，每到出现__碱金属____，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现__稀有气体____；然后又开始由__碱金属____到__稀有气体____，循环往复形成了周期系。
(2)元素形成周期系的根本原因是__元素的原子核外电子排布____发生周期性的重复。
二、元素周期表
1．周期和族：
(1)周期：具有相同的__电子层数____的元素按照原子序数__递增____的顺序排列成一横行。
(2)族：周期表中，有__18____个纵列，除__8、9、10____三个纵列叫第Ⅷ族，其余15个纵列每一个纵列标作一个族。
2．分区：
(1)根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理__最后填入电子____的能级的符号。
(2)根据元素的金属性和非金属性。
1．思考辩析：
(1)原子价电子排布式为3d84s2的元素属于s区。 ( × )
(2)非金属元素都分布在p区。( × )
(3)外围电子数目决定元素所在的族。( √ )
(4)处于非金属三角区边缘的元素可称为半金属或准金属。 ( √ )
2．从原子结构看，元素周期表中同一横行的短周期元素，具有相同的( B )
A．核电荷数 B．能层数
C．最外层电子数 D．能级数
3．下列说法不正确的是( C )
A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期性的根本原因
B．周期序号越大，该周期所含金属元素越多
C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号
D．周期表共18个纵列，可分为7个主族7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族
解析：除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
4．(2018·河北定州期中)外围电子构型为3d104s1的元素的原子在周期表中应位于( D )
A．第五周期ⅠB族 B．第五周期ⅡB族
C．第四周期ⅦB族 D．第四周期ⅠB族
解析：该元素的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，根据电子排布式知，该原子含有4个能层，所以位于第四周期，其价电子排布式为3d104s1，属于第ⅠB族元素，所以该元素位于第四周期第ⅠB族，故选D。
5．下列说法中正确的是( C )
A．所有非金属元素都分布在p区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化
解析：非金属元素中氢在s区，其余非金属元素均分布在p区，A项错误；最外层电子数为2的元素可能在s区(如Mg)、p区(如He)或d区(如Ti、Fe)等，B项错误；同主族元素从上到下，金属性增强，非金属性减弱，属性质递变而不是周期性变化，D项错误。
6．最活泼的金属、最活泼的非金属、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)分别位于下面元素周期表中的( A )
A．s区、p区、ds区 B．s区、p区、d区
C．f区、p区、ds区 D．s区、f区、ds区
解析：如果考虑放射性元素，最活泼的金属是Fr，如果不考虑放射性元素，最活泼的金属是Cs、而Cs和Fr都属于第ⅠA族元素，位于s区；最活泼的非金属是F2，F位于p区；常温下呈液态的金属为Hg，Hg属于过渡元素，其价电子排布为5d106s2，可知Hg属于第六周期第ⅡB族元素，位于ds区。
知识点一 原子结构与元素周期表的关系
1．核外电子排布与周期的划分
根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
(1)每一能级组对应一个周期。
(2)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数
周期
外围电子排布
各周期增
加的能级
元素
种数
ⅠA族
0族
最外层最多
容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
8
7s、5f、6d
(未完)
26
(未完)
2．核外电子排布与族的划分
族的划分依据是原子的价层电子排布
(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2。ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。
提示：元素周期系的形成是由于元素原子的核外电子的排布发生了周期性的变化。元素周期系的周期并不是单调的，这是由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理。
典例1 已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中位于( D )
A．VB族 B．ⅡB族
C．Ⅷ族 D．ⅡA族
解析：解该题一定应注意看清是“＋2价”离子的电子排布式，根据核外电子排布规律，可知该元素的原子最外层只有2个电子，而且应该排布在第4电子层上，该元素在周期表中的位置应该是第4周期第ⅡA族。
〔变式训练1〕 具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是( B )
A．两种原子的电子层上全部都是s电子
B．3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上有一个未成对电子的原子
C．最外层电子排布式为2s22p6的原子和最外层电子排布式为2s22p6的离子
D．原子核外的M层上的s能级和p能级都填满了电子，而d轨道上尚未排有电子的两种原子
解析：电子层上全部都是s电子的原子核外电子排布式有1s1、1s2、1s22s1、1s22s2，显然不一定属于同一周期，故A错误。3p轨道上只有1个空轨道的原子为硅，3p轨道上只有1个未成对电子的原子为铝或氯，属于同一周期。最外层电子排布式为2s22p6的原子为Ne，最外层电子排布式为2s22p6的离子为O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋，不一定属于同一周期。M层上的s轨道和p轨道都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的原子有Ar(1s22s22p63s23p6)、K(1s22s22p63s23p64s1)、Ca(1s22s22p63s23p64s2)，不一定属于同一周期。
知识点二 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
提示：(1)元素周期表的ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列的锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理的电子排布应该为(n－1)d9ns2，而事实上却是(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级，而后再填充ns能级，因而得名ds区。
(2)族和分区的关系：
①主族：s区和p区。(ns＋np)的电子数＝族序数。
② 0族：p区。(ns＋np)的电子数＝8(或2)。
③副族：d区＋ds区＋f区。
A．d区中[(n－1)d＋ns]的电子数＝族序数(第Ⅷ族部分元素除外)；
B．当8≤[(n－1)d＋ns]的电子数≤10时，则为第Ⅷ族元素。
C．ds区中(n－1)d全充满，ns的电子数＝族序数。
典例2 下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是( C )
A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是ⅠA族元素
B．原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定是副族元素
C．基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区
D．基态原子的价电子排布为(n－1)dxnsy的元素的族序数一定为x＋y
解析：基态原子的N层上只有一个电子的元素，是ⅠA族元素，也可能为铬元素或者铜元素，A错误；原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素是第Ⅷ族元素，不是副族元素，B错误；基态原子的p能级上半充满的元素的基态原子价电子排布式为ns2np3，则一定属于p区元素，C正确；基态原子的价电子排布为(n－1)dxnsy的元素的族序数可能为x＋y(x＋y≤7)、可能为第Ⅷ族(10≥x＋y＞7)、还可能为y(x＝10)，D错误。
〔变式训练2〕 已知某些元素在周期表中的位置如图所示：
下列说法正确的是( D )
A．表中五种元素位于5个不同的区
B．元素4的基态原子的价电子排布式为3d104s2，与它具有相同最外层电子数的元素只可能处于ds区
C．元素1、2、3的基态原子中，未成对电子数之比为1︰3︰5
D．元素5的原子结构示意图为，其属于准金属
解析：元素2和元素5均位于p区，A项错误；元素4为锌，其基态原子的价电子排布式为3d104s2，最外层电子数为2的元素还包括s区的Be、Mg等，d区的Ti、Mn、Fe等，p区的He等，B项错误；元素1、2、3分别是H、O、Mn，它们的基态原子的价电子排布式分别为1s1、2s22p4、3d54s2，故其未成对电子数之比为1︰2︰5，C项错误；元素5位于第四周期ⅣA族，原子结构示意图正确，由于其周期序数等于主族序数，故为准金属，D项正确。
元素周期系的远景
元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。人们发现，原子序数大于83的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后的元素，全部是用人工方法合成的元素。目前已公认了112号元素的合成方法(1999年合成了114号元素)。那么，新的人工合成的元素究竟还有多少种？
物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第7周期(零族元素的原子序数应为118)，并进入第8周期，甚至第9周期‘在未来的第8、9周期中，原子中的电子依次填充新的电子亚层——5g亚层和6g亚层。依照已有的规律，可以推知g亚层最多能容纳18个电子。
由此可以预见，第8、9周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超锕系”的5g～6f和6f～7f内过渡系。
1．下列各组元素都属于p区的是( B )
A．原子序数为1、2、7的元素 B．O、S、P
C．Fe、Ar、Cl D．Na、Li、Mg
解析：A中的1号元素是氢元素，位于s区。C中的Fe位于d区，D中的所有元素都位于s区。
2．下列元素一定是主族元素的是( C )
A．原子核外N电子层上只有一个电子的元素
B．原子核外M层电子数为偶数的元素
C．原子核外M层电子数为小于或等于7的奇数的元素
D．原子核外N层电子数为2的元素
解析：A和D都是第四周期元素，其中过渡元素最外层既有1个电子的，也有2个电子的，均错误；而B选项，可以考虑第四周期的0族元素和ⅠB、ⅡB族元素，Kr的M层有18个电子，错误。
3．外围电子排布式为4f75d16s2的元素在周期表中位置应是( D )
A．第四周期第ⅦB族
B．第五周期第ⅢB族
C．第六周期第ⅦB族
D．第六周期第ⅢB族
解析：最大能层数为6，所以在第六周期。由5d16s2知在第ⅢB族。
4．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是( C )
A．电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2
B．该元素为V
C．该元素为ⅡA族元素
D．该元素位于d区
解析：该元素为同族元素中原子序数最小的，所以该元素为第二周期或第四周期元素。又因其价电子数≠最外层电子数，可推出该元素并不是第二周期元素，应为第四周期元素，价电子排布式为3d34s2，故为23号元素V，位于d区。
5．(2018·江西玉山测试)长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1－18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是( C )
A．第9列元素中有非金属元素
B．只有第二列的元素原子最外层电子排布为ns2
C．第四周期第8列元素是铁元素
D．第15列元素原子的最外层电子排布为ns2np5
解析：A、第9列属于第Ⅷ族，都是金属元素，没有非金属元素，A错误；B、第2列是第ⅡA族，最外层电子排布为ns2，He处于零族，He原子的核外电子排布为1s2，一些过渡元素的最外层电子排布为ns2，B错误；C、第四周期第8列元素是第Ⅷ族的第一种元素，原子序数为26，是铁元素，C正确；D、第15列为第ⅤA族，属于p区，最外层电子数为5，最外层电子排布为ns2np3，D错误；答案选C。
6．(1)在下面元素周期表中全部是金属元素的区域为( B )
A．A B．B
C．C D．D
(2)有人认为形成化合物最多的元素不是ⅣA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元素是__H____。
(3)现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。
①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置。
如下表
②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是__Mg____(填元素符号)，可以验证该结论的实验是__bc____。
a．将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中
B．将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应
C．将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
D．比较这两种元素的气态氢化物的稳定性
解析：(1)根据元素周期表中金属元素、非金属元素的分布情况，元素周期表中的A区为金属和非金属(H)共存区，B区为过渡元素全部是金属元素，C区为金属元素和非金属元素共存区，D区为零族元素，所以选B；(2)碳氢均为可以形成无机物和有机物的元素，C、H是形成有机化合物的主要元素，而无机物中碳形成的化合物不如氢形成的化合物多，所以应为H元素；(3)根据第②问中的信息结合元素化合物的知识可知甲为Al，乙为Mg，同周期元素金属性逐渐减弱，说明Mg的金属性较强，验证该结论的实验依据是金属性强弱判断规律，金属单质与水或酸反应放出氢气的难易程度可知正确选项应为b、c。
本题考查了周期表中的元素分布，如全部是金属区的，应注意H元素在周期表中位置的特殊性。常温下能在浓硫酸中形成致密氧化膜的有铁和铝，但是常温下铁不能在空气中形成致密的氧化膜，而发生腐蚀生成铁锈。由于铝在表面能形成致密的氧化膜，从而阻止了反应的进一步发生，所以铝虽然是活泼金属，但是耐腐蚀。
基 础 巩 固
一、选择题
1．已知元素的原子序数，可以推断元素原子( B )
①质子数 ②中子数 ③质量数 ④核电荷数 ⑤核外电子数
A．①②③ B．①④⑤
C．②③④ D．③④⑤
解析：在原子中，原子序数＝核电荷数＝核外电子数。
2．闪烁着银白色光泽的金属钛(22Ti)因具有密度小、强度大、无磁性等优良的机械性能，被广泛地应用于军事、医学等领域，号称“崛起的第三金属”。已知钛有48Ti、49Ti、50Ti等同位素，下列关于金属钛的叙述中不正确的是( C )
A．上述钛原子中，中子数不可能为22
B．钛元素在周期表中处于第四周期
C．钛的不同同位素在周期表中处于不同的位置
D．钛元素是d区的过渡元素
解析：钛是第四周期的ⅣB族元素，其质子数为22、同位素指的是具有相同的核电荷数而中子数不同的同一类原子的总称，它们在周期表中位于同一位置。
3．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是( B )
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
解析：处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数(O、F除外)，B正确；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，C错误；周期表中第三纵行到第十纵行的元素(包括7个副族和1个Ⅷ族)称为过渡元素，D错误。
4．下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中M为37的是( C )
解析：根据稀有气体元素的原子序数来确定37号元素在元素周期表中的位置。36号元素为第四周期的Kr，故37号元素为第五周期ⅠA族的Rb，它的上一周期同主族元素为19K，故C项正确。
5．下列说法中正确的是( C )
A．原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数
B．s区均为金属元素
C．除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同
解析：A项。钠原子核外有3个电子层是第3周期元素。但是钠离子的核外有2个电子层，与题目叙述不符，错误；B项，s区除氢外。全是金属元素，错误；C项，稀有气体原子中只有氦原子最外层是2个电子，其他元素都是8电子稳定结构，正确；D项，同一元素可以有多种同位素，它们的质量数不同，化学性质相同，但物理性质不一定相同，错误。
6．长式周期表共有18个纵列，从左到右排为1～18列，即碱金属为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是( C )
A．第14列元素中未成对电子数是同周期元素中最多的
B．只有第2列的元素原子最外层电子排布为ns2
C．第四周期第8列元素是铁元素
D．第15列元素原子的价电子排布为ns2np5
解析：A中，第14列是碳族元素，价电子排布为ns2np2，未成对电子数为2，不如第15列(氮族元素)未成对电子数多。B中，周期表中第12列(即第ⅡB族)最外层电子排布也为ns2。D中，第15列元素原子价电子排布为ns2np3。
7．已知某元素原子的价电子排布式为(n－1)dansb，则下列说法正确的( A )
A．该元素是金属元素
B．该元素位于周期表中d区
C．该元素的族序数为a＋b
D．该元素位于周期表中第四周期
解析：由题意可知，该元素应为过渡金属元素，可能位于周期表的d区或ds区，其族序数不一定是a＋b(如Cu)，可能位于周期表中的第四、五或六周期。
8．某元素M的单质1.8 g在过量的O2中充分燃烧，得到M2O33.4 g，已知M原子核外电子数比核内中子数少1。该元素在周期表中的位置( D )
A．第2周期ⅢA族 B．第2周期ⅥA族
C．第3周期ⅤA族 D．第3周期ⅢA族
解析：设金属M的相对原子质量是x，
根据化学方程式：4M＋3O22M2O3
4x 2(2x＋48)
1.8 g 3.4 g
＝，解得x＝27，所以M是金属Al，在周期表中的位置是第3周期ⅢA族，故选D。
9．肯定属于同族元素且性质相似的是( D )
A．原子电子排布式，A为1s22s2，B为1s2
B．结构示意图：A为，B为
C．A原子基态时2p能级上有1个未成对电子，B原子基态时3p能级上也有1个未成对电子
D．A原子基态时2p能级上有一对成对电子，B原子基态时3p能级上也有一对成对电子
解析：A项中，A为ⅡA族元素Be，B为0族元素He，显然，二者不属于同族元素，性质也不相似；B项中，A为0族元素Ne，B为碱金属离子Na＋，不符合题意；C项中，由于p能级有三个空轨道，若有一个未成对电子，意味着p能级有两种电子排布情况：即np5或np1，所以A、B两元素不一定属于同一族元素；D项中，对于p能级上有一对成对电子，根据泡利原理和洪特规则，该能级只能有一种电子排布式，即np4，所以A、B两元素肯定属于同族元素。
二、非选择题
10．具有下列价电子排布的元素位于周期表中哪个区，是金属元素还是非金属元素？
(1)ns2(n≠1)__s区，金属元素____；
(2)ns2np4__p区，非金属元素(钋为金属元素)____；
(3)(n－1)d5ns2__d区，金属元素____；
(4)(n－1)d8ns2__d区，金属元素____。
解析：根据元素核外电子排布与元素分区的关系确定；ns2(n≠1)为第ⅡA族元素，位于s区，金属元素；ns2np4为第ⅥA族元素，位于p区，非金属元素(钋为金属元素)；(n－1)d5ns2为第ⅦB族元素，位于d区，金属元素；(n－1)d8ns2为第Ⅷ族元素，位于d区，金属元素。
11．假定元素周期表是有限的，根据已知的元素周期表的某些事实和理论可归纳出一些假说。
(1)已知元素周期表中的各周期可排元素种类如下：
周期
一
二
三
四
五
六
七
元素种类
2
8
8
18
18
32
32
人们预测元素周期表第八周期将来也会排满，那么该周期排满后的元素种数是__C____。
A．18 B．32
C．50 D．无法判断
(2)根据每个周期最后一种金属元素出现的族序数，预测周期表中原子序数最大的金属元素将在第__八____周期第__ⅧA____族(注：把0族看做ⅧA族，下同)。周期表中元素在填满第__八____周期后将结束。
(3)根据周期表中每个周期非金属元素的种数(把稀有气体元素看做非金属元素)，预测周期表中应该有__23____种非金属元素，还有__1____种未发现。未发现的非金属元素处于第__七____周期第__ⅧA____族。
解析：(1)方法1：观察不难发现，从2到7周期，相邻的两周期种数相同，且不同的两个数之差依次为6,10,14，是等差数列，即第8周期元素种数为32＋18＝50；方法2：用公式：如周期序数为奇数，容纳的元素种数为(n＋1)2/2，如周期序数为偶数，容纳的元素种数为(n＋2)2/2。
(2)观察周期表可知：第六周期倒数第三种元素为金属元素，第七周期倒数第二种元素为金属元素，第八周期倒数第一种元素即为原子序数最大的金属元素，该元素处于ⅧA族。
(3)据周期表可知非金属元素的种数：第一、二、三、四、五、六周期非金属元素种数分别为：2、6、5、4、3、2种，则可类推第七、八周期非金属元素种数分别为：1种、0种。共计23种，第七周期未填满，有一种非金属元素未发现，将处在ⅧA族。
能 力 提 升
一、选择题
1．某化学学习小组在学习元素周期表和周期的划分时提出了以下观点：
①周期表的形成是由原子的结构决定的；
②元素周期表中IA族元素统称为碱金属元素；
③每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束；
④元素周期表的每一周期元素的种类均相等；
⑤基态原子电子排布为ls22s22p3和ls22s22p63s23p3的两元素原子位于同一周期；
⑥周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多。
你认为正确的是( B )
A．①②③⑤⑥ B．①⑥
C．①④⑥ D．②③⑤
解析：①周期表中电子层数等于周期数，最外层的电子数等于族序数，所以周期表的形成是由原子的结构决定的，故正确；
②元素周期表中IA族元素除氢外称为碱金属元素，故错误；
③除第一周期以外的每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束，故错误；
④元素周期表从第一周期到第七周期元素种类为2、8、8、18、18、32、26，所以各周期元素种类不相等，故错误；
⑤基态原子电子排布为ls22s22p3是第二周期，ls22s22p63s23p3是第三周期，所以不在同一周期，故错误；
⑥由元素周期表可知周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多，故正确；
故选B。
2．下列说法中正确的是( D )
A．价电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素
B．次外层全充满而最外层有不成对电子的元素一定是主族元素
C．所有非金属元素都在p区
D．元素周期表的5个区中都有金属元素
解析：在第4周期ⅢB～ⅦB的Sc、Ti、V、Cr、Mn等过渡元素，其价电子数为3、4、5、6、7，最高正化合价为＋3、＋4、＋5、＋6、＋7价，Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，所以A、B两项不正确；氢元素在s区，C项错；s、p、d、ds、f区均包含金属元素，D项正确。
3．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布为nsn－1npn＋1，则下列说法不正确的是( A )
X
Y
Z
A．Y元素原子的外围电子排布为4s24p4
B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族
C．X元素所在周期中所含非金属元素最多
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
解析：因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，故A项错误，B项正确；Y为S，X为F，第二周期所含非金属元素最多，故C项正确；Z为As，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。
4．下列四种元素中，其单质氧化性最强的是( D )
A．原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B．位于元素周期表中第三周期第ⅢA族的元素
C．原子最外层电子排布式为2s22p6的元素
D．原子最外层电子排布式为2s22p5的元素
解析：A项，含未成对电子最多的第二周期元素为N，B项为Al，C项为Ne，D项为F，故F2的氧化性最强。
5．短周期元素X、Y、Z的原子序数依次递增，其原子的最外层电子数之和为13。X与Y、Z位于相邻周期，Z原子最外层电子数是X原子内层电子数的3倍或者是Y原子最外层电子数的3倍。下列说法正确的是( B )
A．X的氢化物溶于水显酸性
B．Y原子的电子排布式为1s22s22p63s2
C．Z元素在周期表中的位置为第三周期第Ⅵ族
D．X和Z的最高价氧化物对应水化物都是弱酸
解析：Z原子最外层电子数是X原子内层电子数的3倍，则X原子内层应为2个电子，Z原子最外层电子数为6，根据题意，Z应在第三周期，所以Z为S。Z原子最外层电子数为Y原子最外层电子数的3倍，且Y、Z同周期，Y为Mg。根据题意，X为N。
二、非选择题
6．金、银、铜、铁、铝和钛均是人类大量生产和使用的金属。试回答与上述金属原子结构有关的问题：
(1)上述金属中属于主族元素的有__铝____。
(2)钛被称为继铁、铝之后的第三金属。基态钛原子外围电子的电子排布图为______。
(3)基态金原子的外围电子排布式为5d106s1，试判断金在元素周期表中位于第__六____周期第__ⅠB____族。
(4)已知Ag与Cu位于同一族，则Ag在元素周期表中位于__ds____区(填“s”、“p”、“d”、“f”或“ds”)。
解析：(1)铝属于主族元素，其余属于过渡元素。
(2)钛位于第四周期第ⅣB族，价电子排布为3d24s2。
(3)金元素的外围电子排布为5d106s1，应位于第六周期第ⅠB族。
(4)Ag位于第五周期第ⅠB族，价电子排布为4d105s1，属于ds区。
7．A、B、C三种短周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素原子的核外p电子数比s电子数少1；B元素原子核外有4种能级，且全部充满电子；C元素的主族序数与周期数的差为4。
(1)A的基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有__3____个方向，原子轨道呈__哑铃____形。
(2)某同学推断B基态原子的核外电子排布为
该同学所画的电子排布图违背了__泡利原理____。
(3)C位于__ⅦA____族__p____区，价电子排布式为__3s23p5____。
解析：根据题意可知A为N，B为Mg，C为Cl。
8．已知元素周期表中共有18纵行，下图中实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为下列几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自构造原理最后填入的电子的能级符号。
(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影和表示d区和ds区。
如下图
(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在__ds____区。
(3)在元素周期表中4s轨道半充满的元素为__K、Cr、Cu____(填元素符号)
(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因__Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe2＋和Fe3＋的价电子排布式分别为3d6、3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定____。
解析：解答本题应注意以下两点：
①元素周期表的分区及其外围电子排布特点。
②原子轨道在全空、半充满和全充满时能量最低，最稳定。依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe3＋比Fe2＋稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释(Fe3＋的价电子排布式为3d5，为半充满状态，比Fe2＋的价电子排布式3d6稳定)。
第2课时 元素周期律
自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？
一、原子半径
1．影响因素：
2．递变规律：
二、电离能
1．第一电离能的概念：__气态电中性____基态原子失去__一个____电子转化为气态基态正离子所需要的__最低能量____叫做第一电离能。
2．第一电离能的变化规律：
(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈__逐渐增大____的趋势。
(2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能__逐渐减小____。
三、电负性和“对角线规则”
1．电负性：
(1)定义：用来描述不同元素的原子对__键合电子____吸引力的大小。电负性越大的原子，对__键合电子____的吸引力__越大____。
(2)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
(3)递变规律。
①同周期，自左向右，元素的电负性逐渐__变大____。
②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐__变小____。
(4)应用：判断金属性和非金属性的强弱。
①金属的电负性一般小于1.8。
②非金属的电负性一般大于1.8。
③电负性在1.8左右的，既表现__金属性____，又表现__非金属性____。
2．对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其__右下方____的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
例如：
X和Y就是对角线关系。
1．思考辨析：
(1)电子的能层数多的元素的原子半径一定比电子的能层数少的元素的原子半径大。 ( × )
(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。( × )
(3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。( √ )
(4)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势故第一电离能C
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故第三周期ⅦA族元素原子半径不一定比上一周期I A族元素原子半径大，如r(Li)>r(Cl)，故A项错误；对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，故B项错误；质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径，故C项正确；原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化的，故D项错误。
3．具有下列电子排布的基态原子中，第二电离能最大的是( C )
A．1s22s22p5 B．1s22s22p63s23p1
C．1s22s22p63s1 D．1s22s22p63s2
解析：失去一个电子后C项的电子排布变为1s22s22p6，属于稀有气体的稳定结构，故其第二电离能最大。
4．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( A )
A．K、Na、Li B．Al、Mg、Na
C．O、N、C D．Cl、S、P
解析：B项第一电离能：Mg>Al>Na，C项第一电离能：N>O>C，D项第一电离能：P>Cl>S。
5．(2018·高考训练)如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( B )
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
6．下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是( A )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
解析：根据题意可知：A项为O，B项为P，C项为Si，D项为Ca。同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，A项电负性最大。
知识点一 微粒半径大小的比较规律
1．原子半径的大小比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)>r(12Mg)。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)
原子半径：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。
2．离子半径的大小比较
(1)对同一种元素来说，原子半径>阳离子的半径，如r(Na)>r(Na＋)；原子半径<阴离子的半径，如r(Cl)
(3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)、r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。但须注意，稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。
提示：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
典例1 已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( C )
A．原子半径A>B>D>C
B．原子序数d>c>b>a
C．离子半径C3－>D－>B＋>A2＋
D．单质的还原性A>B>D>C
解析：四种元素在元素周期表中的相对位置为：
即某周期活泼非金属与下一周期活泼的金属形成的简单阴、阳离子具有相同的电子层排布，由此可知，原子半径B＞A＞C＞D，原子序数a＞b＞d＞c，离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。单质还原性B＞A(金属)，非金属还原性一般较弱(F2无还原性)，且只能D＜C。
〔变式训练1〕 判断下列微粒半径大小。
(1)Mg__<____Ba (2)Ca__<____K
(3)Cl__>____F (4)S2－__>____S
(5)Na＋__<____Na
(6)Na＋__>____Al3＋
(7)Fe2＋__>____Fe3＋
解析：判断微粒半径的大小，要结合原子的电子层数、核电荷数和核外电子数进行综合分析，结合判断微粒半径大小的方法进行分析。
知识点二 电离能及其应用
1．电离能的有关规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从
左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。表示元素原子越容易失去电子。
③过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左至右略有增加。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
如：钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)见下表：
元素
电离能
Na
Mg
Al
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1 817
I3
6 912
7 733
2 745
I4
9 543
10 540
11 575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致
金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。
提示：通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
2．电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
如Li：I1≪I2
I1越大，元素的非金属性就越强；
I1越小，元素的金属性就越强。
3．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族He、Ne等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
典例2 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__随着原子序数增大，E值变小____。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__周期性____变化规律。
(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是__①③____(填写编号)。
①E(砷)>E(硒)②E(砷)
解析：从图中E值数据可以看出：第ⅡA族(Be、Mg、Ca)和第ⅤA族(N、P、As)的第一电离能较同一周期的ⅢA族(B、Al、Ga)和ⅥA族(O、S、Se)的第一电离能要大。这是由于ⅡA族和ⅤA族元素的最外层电子排布分别为全充满(ns2)和半充满(ns2np3)状态，比ⅢA族(ns2np1)，ⅥA族(ns2np4)状态更稳定。
本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小；从1H→2He,3Li→10Ne，11Na→18Ar同周期元素看，呈现明显的周期性变化。(2)从二、三周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)据同主族、同周期E值变化规律可知，E(K)
〔变式训练2〕 已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是 kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是( D )
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4 600
6 900
9 500
Y
580
1 800
2 700
11 600
A．元素X的常见化合价是＋1价
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
解析：X的第一电离能(I1)显著小于I2、I3等，可知X最外层只有一个电子，故常见化合价为＋1价，且与Cl元素形成化合物XCl，A、C项正确；Y元素的I1、I2、I3相差不大，与I4悬殊明显，故Y最外层有3个电子为ⅢA族元素，当n＝3时，Y为Al，与冷水不反应，故B正确，而D错误。
知识点三 电负性的递变规律和应用
1．电负性的递变规律：元素的电负性呈现周期性变化。
(1)同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐增大。
(2)同主族，自上而下，元素原子的电负性逐渐变小。
2．电负性的应用：
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
③电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性数值较大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
(2)判断化学键的类型：一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。
(3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)。被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
典例3 有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.1,3.5,1.5,2.5,0.8，请回答下列问题：
(1)A是__H____，B是__O____，C是__Al____，D是__S____，E是__K____(用化学符号填空，下同)。
(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是__K____，非金属性最强的是__O____。
(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显__负____价，其他元素显__正____价。
(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是__Al2O3、K2O____，有共价键的是__H2O、SO2、SO3____。
解析：A、E均为第ⅠA族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同主族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4，为第ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C的价电子排布式为3s23p1，为Al。五种元素中，K的电负性最小，其金属性最强，O的电负性最大，其非金属性最强。当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。一般情况下，当形成化合物时，电负性差值小于1.7的为共价键，电负性差值大于1.7的为离子键。
〔变式训练3〕 已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是__元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)____。
(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是__F____，电负性最小的元素是__Na____，由这两种元素构成的化合物属于__离子____(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合物的形成过程：______。
解析：(1)根据表中的数据，结合题干信息知电负性是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数递增而呈规律性变化的。这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。
〔名师培优——规律总结〕
“对角线”规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如下表所示。
它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。
“对角线”关系的具体表现列举如下：
(1)锂和镁
锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如：
①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。
②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。
③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。
⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
(2)铍和铝
铍和铝的相似性表现如下：
①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。
②两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。
〔即时训练〕
1．在周期表中，同一主族元素化学性质相似：目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成__Li2O____外，也生成微量的__Li3N____。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是__Be(OH)2____，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为__Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O____、__Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O____。
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为__Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑____。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是__将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物____。
解析：(1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。
(2)铍为第二周期、第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性，可写出离子方程式：Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3＋3CH4↑，当遇适量强碱溶液时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。
(4)根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
元素金属性、非金属性强弱的判断依据
1．金属性强弱的判断依据
(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序：从K→Ca→…→(H)→Cu→…→Au，金属性逐渐减弱。
需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性顺序中Sn>Pb。
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(6)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。
(7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。
2．非金属性强弱的判断依据
(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。
(5)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I1(P)>I1(S)，但非金属性P
1．下列半径大小关系错误的是( D )
A．Li
2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( A )
A．同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
解析：利用“同周期从左到右，元素电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素电负性逐渐减小”的规律来判断。
3．下列叙述中正确的是( C )
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．室温时，0族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
解析：A项，在同周期元素中ⅦA族元素的原子半径最小，错误；B项，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子，错误；D项，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小，错误。
4．下列有关电负性的说法中正确的是( D )
A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
解析：主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：O＞N，但第一电离能：N＞O，A项错误；一般来说，在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大，B项错误；C项没有考虑过渡元素的情况。
5．不能说明X的电负性比Y的大的是( C )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：本题考查元素单质及化合物的性质与元素电负性的关系。X的电负性比Y的大，即X的非金属性强于Y的非金属性，A、B、D均能说明X的非金属性强于Y的，而C不能，如O原子最外层有6个电子，电负性为3.5，Cl原子最外层有7个电子，电负性为3.0，非金属性O>Cl。故选C。
6．已知X、Y、Z为同一短周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：
X
Y
Z
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1817
I3
6912
7733
2745
I4
9543
10540
11575
(1)三种元素的化合价依次为__＋1____、__＋2____、__＋3____。
(2)三种元素电负性大小关系为__Z>Y>X____。
(3)Y的第一电离能大于Z的第一电离能的原因是__Y和Z元素原子最外层电子排布分别为ns2和ns2np1，前者ns和np为较稳定的全充满和全空状态，所以Y原子能量低而稳定，失去电子所需能量较高即第一电离能较大____。
解析：X、Y、Z三种元素的电离能分别在I1与I2、I2与I3、I3与I4之间发生突变，由此可判断它们的最外层分别有1、2、3个电子。
基 础 巩 固
一、选择题
1．下列说法中正确的是( C )
A．元素周期律的本质是随着核电荷数的递增元素化合价呈周期性的变化
B．核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的结果
C．依据元素周期表可划分为s区、p区、d区、ds区、f区
D．最外层电子数≤2的元素一定是金属元素
解析：元素周期律的本质是随着元素原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化，A错误；元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化，B错误；根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区，C正确；最外层电子数≤2的元素不一定都为金属元素，氢原子最外层电子数为1，氦原子最外层电子数为2，它们都是非金属元素，D错误。
2．同周期有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是( B )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
解析：具有B选项中电子构型的基态原子失去一个电子后，达到半充满状态，故其第一电离能最小。
3．下列关系中正确的是( A )
A．电负性O>S>As，原子半径r(O)
D．电负性O>S>As，原子半径r(O)>r(S)>r(As)
解析：O、S、As非金属性逐渐减弱，故电负性O>S>As；由于其所在周期不同，故原子半径r(O)
解析：同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错。
5．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2; ②1s22s22p63s23p3; ③1s22s22p3; ④1s22s22p4。则下列有关比较中正确的是( A )
A．电负性：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．第一电离能：④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞③＞②＞①
解析：由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p2为Si元素； ②1s22s22p63s23p3为P元素； ③1s22s22p3为N元素； ④1s22s22p4为O元素。
A．同周期自左而右电负性增大，所以电负性Si＜P＜S，N＜O，同主族从上到下电负性减弱，所以电负性N＞P，O＞S，故电负性Si＜P＜N＜O，即④＞③＞②＞①，故A正确；
B．同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径Si＞P，N＞O，故B错误；
C．同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N、P元素原子np能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Si＜P，N＞O，故C错误；
D．最高正化合价等于最外层电子数，但O元素没有最高正化合价，所以最高正化合价③＝②＞①，故D错误。
6．(2018·高考训练)下列说法中正确的是( A )
A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有的元素中，F的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：金属性越强，第一电离能越小，同周期自左向右，金属性逐渐降低，所以选项A正确。由于镁元素的3s轨道电子是全充满状态，稳定性强，所以铝的第一电离能比镁的第一电离能小，B不正确。C不正确，应该是稀有气体的。同样根据元素周期律可知钾的第一电离能比镁的第一电离能小，答案选A。
7．元素X的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/(kJ·mol－1)
578
1 817
2 745
11 578
14 831
18 378
则元素X的常见价态是( C )
A．＋1 B．＋2
C．＋3 D．＋6
解析：对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
8．下列四种粒子中，半径按由大到小的排列顺序是( A )
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的电子排布图：
④W基态原子有2个能层，电子式：
A．③>①>②>④ B．③>②>①>④
C．①>③>④>② D．①>④>③>②
解析：由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)。
9．锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是( B )
A．Li2SO4难溶于水
B．Li与N2反应产物是Li3N
C．LiOH易溶于水
D．LiOH与Li2CO3受热都很难分解
解析：元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则根据MgSO4、Mg、Mg(OH)2、MgCO3的性质可推断Li2SO4、Li、LiOH、Li2CO3的性质。
二、非选择题
10．X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是__C、E、F____。
A．将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊
B．加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解
C．第一电离能：X>Y
D．电负性：X>Y
E．单质的熔点：X
G．X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
解析：单质间的置换反应(A项)、气态氢化物的稳定性(B项)、元素的电负性(D项)、非金属互化物中元素的化合价(G项)以及单质与H2化合的难易、最高价氧化物对应水化物的酸性等都能用来说明和比较元素非金属性的强弱。但单质的可燃性、熔点、元素的第一电离能以及气态氢化物水溶液的酸性等不能说明和比较元素的非金属性强弱。比如，I1(Cl)>I1(P)>I1(S)，非金属性：Cl>S>P；水溶液酸性：HCl>HF、HCl>H2S；非金属性：Cl
11．在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是__Na____，第一电离能最大的元素是__Ar____。
(2)在元素周期表中，原子半径最小的元素是__H____，电负性最大的元素是__F____。
(3)最活泼的气态非金属原子是__F____。
(4)第二、三周期原子中p轨道半充满的元素是：
__N、P____。
(5)第二周期中，其最高价氧化物对应水化物是强酸的元素是__N____，在第三周期中，其最高价氧化物对应水化物是强碱的元素是__Na____。
解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除ⅢA族、ⅥA族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素第一电离能最小，稀有气体元素第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，第二周期中，元素最高价氧化物对应水化物是强酸的只有HNO3，在第三周期中，元素最高价氧化物对应水化物是强碱的只有NaOH。
能 力 提 升
一、选择题
1．根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是( A )
A．硼和硅 B．铝和铁
C．碳和铝 D．铜和金
解析：A．硼和硅位于对角线位置，性质相似，故A正确；
B．铝为主族元素，铁为过渡金属，不位于对角线位置，故B错误；
C．碳和铝不是对角线位置，物质的性质不相似，故C错误；
D．铜和金都为ⅠB族元素，不处于对角线，故D错误。
故选A。
2．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( D )
A．X的原子半径比Y的小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X＞Y
D．第一电离能X＜Y
解析：Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，核电荷数之差为m＋n，则质子数X＞Y，X位于Y的下一周期，故原子半径X＞Y。X比Y更易失电子，第一电离能X＜Y，电负性X＜Y。
3．下列各组元素性质的递变情况错误的是( D )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
C．N、O、F电负性依次增大
D．Na、K、Pb第一电离能逐渐增大
解析：同周期元素的电负性从左至右逐渐增大，故C项正确；同主族元素的第一电离能从上至下逐渐减小，故D项错误。
4．如图为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是( D )
A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．p能级未成对电子最多的是Z元素
D．X元素是电负性最大的元素
解析：图为元素周期表前四周期的一部分，由位置可知，X为F，W为P，Y为S，Z为Br，R为Ar，
A．W的3p电子半满为稳定结构，则W元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能，故A错误；
B．Y的阴离子有3个电子层，而Z的阴离子有4个电子层，则Y的阴离子电子层结构与R原子的相同，故B错误；
C．p能级未成对电子最多为3个，只有W符合，故C错误；
D．上述元素中F的非金属性最强，则X元素是电负性最大，故D正确；故选D。
5．(2018·江西玉山测试)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：① 1s22s22p63s23p4; ②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3; ④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是( A )
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．电负性：④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
解析：由四种元素基态原子电子排布式可知①1s22s22p63s23p4是S元素，②1s22s22p63s23p3是P元素，③1s22s22p3是N元素，④1s22s22p5是F元素，A．同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N原子2p、P元素原子3p能级均容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S
6．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法正确的是( D )
A．X与Y形成化合物时，X显正价，Y显负价
B．第一电离能Y一定小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
解析：电负性X>Y，说明X吸引电子的能力大于Y，则X与Y形成化合物时X显负价，Y显正价，所以A错误；而电离能的大小在同一周期的变化中有反常现象，如：硫元素和磷元素，硫元素的电负性大于磷元素，而硫元素的第一电离能小于磷元素，所以B错误；电负性越大，非金属性越强，生成的最高价含氧酸的酸性越强，气态氢化物越稳定，所以C错误，D正确。
7．(2018·高考训练)以下有关元素性质的说法不正确的是( D )
A．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2②1s22s22p3③1s22s22p2④1s22s22p63s23p4原子半径最大的是①
B．具有下列价电子排布式的原子中，①3s23p1②3s23p2③3s23p3④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb ②O、S、Se ③Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是③
D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
解析：A、四种元素分别是Si、N、C、S，电子层数多核电荷数少的元素的原子的半径最大，所以Si的原子半径最大，正确；B、四种同周期原子的价电子排布式中，③的p能级是3个电子，为半充满的稳定状态，所以③第一电离能最大，正确；C、三组元素中，前两组是同主族元素，从上到下元素的电负性随原子序数逐渐减弱，只有第③组为同周期元素，随原子序数增大，电负性增强，正确；D、根据该元素的逐级的电离能可知，该元素的第二电离能与第三电离能的差距较大，所以该元素的最外层有2个电子，与氯气反应时，失去2个电子，表现为＋2价，所以生成的阳离子是X2＋，错误，答案选D。
二、非选择题
8．现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。
(1)A元素的第一电离能__>____(填“<”“>”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为__N
(3)C元素的电子排布图为______；
E3＋的离子符号为__Fe3＋____。
(4)F元素位于元素周期表的__ds____区，其基态原子的电子排布式为__1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1____。
(5)G元素可能的性质__A____。
A．其单质可作为半导体材料
B．其电负性大于磷
C．其原子半径大于锗
D．其第一电离能小于硒
(6)活泼性：D__>____Al(填“>”或“<”，下同)，I1(Mg) __>____I1(Al)，其原因是__镁原子的3p轨道处于全空，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电子，不稳定____。
解析：A元素的价电子构型为nsnnPn＋1，则A是N；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F，那么B是O；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，则D是Mg；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As。(1)由于N的最外层电子处于半充满的稳定状态，失去电子比O难，所以元素的第一电离能A>B；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的电负性越大。所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为N
9．下表是元素周期表前四周期的一部分，X、Y、Z、R、Q、W、J是7种元素的代号。回答下列问题时，涉及元素书写的请用相应的元素符号。
(1)J基态原子的核外电子排布式为__1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5____。基态Q2＋中未成对电子数为__4____；R和Y的简单离子与Na＋半径大小顺序为__S2－>O2－>Na＋____。
(2)X、Y、Z三种元素电负性由大到小的排序是__F>O>N____；X与Y的第一电离能：X__>____(填“>”“<”或“＝”)Y，其理由是__N原子的2p轨道电子数为半充满状态，较稳定____。
(3)检验某溶液中是否含有Q3＋的方法是__取少量未知溶液，加入KSCN溶液，若显红色，则含Fe3＋(其他合理答案均可)____。
(4)已知WX3是一种引爆剂，受撞击时分解为两种单质，则其化学方程式为__2CuN32Cu＋3N2↑____。
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